CHIMICA ORGANICA

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CORSO DI LAUREA IN BIOTECNOLOGIE

CHIMICA ORGANICA

MICHAEL ASSFALG

Lezione: 7 CFU = 56 ORE Mar 14:30-16:30, Gio 14:30-17:30 Laboratorio: 2 CFU = 24 ORE Mer 8:30-13:30 e/o 14:30-19:30 PROVA FINALE: SCRITTO

TESTI:

- John McMurry, CHIMICA ORGANICA, PICCIN

- Brown, Poon, INTRODUZIONE ALLA CHIMICA ORGANICA, EdiSES - Janice Gorzynski Smith, FONDAMENTI DI CHIMICA ORGANICA, McGraw- Hill

Posizione del carbonio nella tavola periodica.

Gli altri elementi che si ritrovano comunemente nei composti organici sono raffigurati nel colore tipicamente usato per rappresentarli.

Elementi in chimica organica

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Figura

Struttura e legame chimico

Rappresentazione degli orbitali s, p e d. Gli orbitali s sono sferici, gli orbitali p hanno una forma a manubrio, e quattro dei cinque orbitali d hanno una forma a quadrifoglio. I differenti lobi degli orbitali p vengono spesso raffigurati per convenienza a forma di lacrima, ma la loro vera forma rassomiglia piuttosto ad una maniglia, come indicato nella rappresentazione generata al computer di un orbitale 2p dell’idrogeno sulla destra.

Forma degli orbitali 2p. Ciascuno dei tre orbitali a forma di manubrio ha un nodo tra i due lobi.

Proprietà atomiche

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Livelli energetici degli elettroni in un atomo. Il primo guscio contiene un solo orbitale 1s; il secondo guscio contiene un massimo di otto elettroni in un orbitale 2s e tre orbitali 2p; il terzo guscio contiene un massimo di diciotto elettroni in un orbitale 3s, tre orbitali 3p e cinque orbitali 3d, e così via. I due elettroni in ciascun orbitale sono rappresentati da frecce in su e in giù. Anche se non viene mostrato, il livello energetico dell’orbitale 4s cade tra il 3p ed il 3d.

Proprietà atomiche

Metano

Il legame covalente

Legame chimico

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Tabella 1.2 Legame chimico

Numero di legami

Coppie solitarie Elettroni di non legame

L’atomo di carbonio tetraedrico secondo van’t Hoff. Le linee continue giacciono nel piano della pagina, la linea a cuneo pieno esce dal piano della pagina, e la linea tratteggiata va all’interno della pagina.

Legame chimico

L’atomo di carbonio per raggiungere la configurazione ad ottetto mette in compartecipazione i suoi elettroni – legame covalente

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Teoria del legame di valenza

Simmetria cilindrica del legame H–H. L’intersezione di un piano che passa attraverso l’orbitale è un cerchio.

Legame σ

Legame chimico

Orbitali singolarmente occupati si sovrappongono.

Energia di legame

Livelli energetici degli atomi di H e della molecola H₂. Dato che la molecola H₂è più bassa in energia dei due atomi di H per 436 kJ/mol (104 kcal/mol), una energia pari a 436 kJ/mol viene rilasciata quando si forma il legame H–H. Per contro, si dovrebbero fornire 436 kJ/mol alla molecola H2per scindere il legame H–H.

Legame chimico

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6 Distanza di legame

Grafico dell’energia contro la distanza internucleare per due atomi di idrogeno.

La distanza tra i nuclei al punto di minima energia è la lunghezza di legame.

Legame chimico

Ibridizzazione

Quattro orbitali ibridi sp³(verde), orientati verso gli angoli di un tetraedro regolare, sono formati per combinazione di un orbitale atomico s (rosso) e tre orbitali atomici p (blu).

Gli ibridi sp³sono asimmetrici rispetto al nucleo, conferendo loro una direzionalità e consentendogli di formare legami più forti quando si legano ad altri atomi.

Legame chimico: ibridizzazione

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Esempi di molecole con ibridazione sp³

Struttura del metano che mostra gli angoli di legame di 109.5°.

Struttura dell’etano. Il legame carbonio-carbonio viene formato per sovrapposizione s di due orbitali ibridi sp³. (Per chiarezza, i lobi più piccoli degli orbitali ibridi sp³non vengono mostrati).

EC-H= 438 kJ/mol (105 kcal/mol)

C-C 376 kJ/mol C-H 420 kJ/mol

Un carbonio ibridizzato sp².

I tre orbitali ibridi sp²equivalenti (verde) giacciono in un piano ad un angolo di 120°l’uno rispetto all’altro, ed un singolo orbitale p non ibridizzato (blu) è perpendicolare al piano sp². Legame chimico: ibridizzazione

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Sovrapposizione orbitalica di due atomi di carbonio ibridizzati sp²a formare un doppio legame carbonio-carbonio. Una parte del doppio legame deriva dalla sovrapposizione σ (testa-testa) degli orbitali sp²(rosso), e l’altra parte deriva dalla sovrapposizione π (laterale) degli orbitali p non ibridizzati (blu). Il legame π ha regioni di densità elettronica su ciascun lato di una linea tracciata tra i nuclei.

Un atomo di carbonio ibridizzato sp. I due orbitali ibridi sp (verde) sono orientati a 180°l’uno dall’altro, e sono perpendicolari ai due orbitali p rimanenti (blu).

Struttura dell’acetilene. I due atomi di carbonio ibridizzati sp sono uniti da un legame σ sp-sp e da due legami π p-p.

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Ibridizzazione dell’azoto nell’ammoniaca. L’atomo di azoto è ibridizzato sp³, dando angoli di legame H–N–H di 107.3°.

Struttura dell’acqua. L’atomo di ossigeno è ibridizzato sp³e possiede due coppie elettroniche solitarie. L’angolo di legame H–O–H è di 104.5°.

Orbitali molecolari di H₂. La combinazione dei due orbitali atomici 1s dell’idrogeno porta a due orbitali molecolari per H₂. Il MO a più bassa energia, di legame, è pieno, mentre il MO a più alta energia, di antilegame, è vuoto.

Legame chimico: orbitale molecolare

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Descrizione tramite orbitali molecolari del legame π C=C nell’etilene. Il MO π di legame deriva dalla combinazione addittiva degli orbitali atomici ed è occupato. Il MO π di antilegame deriva dalla combinazione sottrattiva degli orbitali atomici ed è vuoto.

Legame chimico: orbitale molecolare